新高中化學(xué)選修三知識(shí)點(diǎn)總結(jié)歸納

第一章原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)一.原子結(jié)構(gòu)1.能級(jí)與能層2.原子軌道3.原子核外電子排布規(guī)律⑴構(gòu)造原理：隨著核電荷數(shù)遞增，大多數(shù)元素的電中性基態(tài)原子的電子按右圖順序填入核外電子運(yùn)動(dòng)軌道（能級(jí)），叫做構(gòu)造原理。能級(jí)交錯(cuò)：由構(gòu)造原理可知，電子先進(jìn)入4s軌道，后進(jìn)入3d軌道，這種現(xiàn)象叫能級(jí)交錯(cuò)。說明：構(gòu)造原理并不是說4s能級(jí)比3d能級(jí)能量低（實(shí)際上4s能級(jí)比3d能級(jí)能量高），而是指這樣順序填充電子可以使整個(gè)原子的能量最低。也就是說，整個(gè)原子的能量不能機(jī)械地看做是各電子所處軌道的能量之和。（2）能量最低原理現(xiàn)代物質(zhì)結(jié)構(gòu)理論證實(shí)，原子的電子排布遵循構(gòu)造原理能使整個(gè)原子的能量處于最低狀態(tài)，簡稱能量最低原理。構(gòu)造原理和能量最低原理是從整體角度考慮原子的能量高低，而不局限于某個(gè)能級(jí)。（3）泡利（不相容）原理：基態(tài)多電子原子中，不可能同時(shí)存在4個(gè)量子數(shù)完全相同的電子。換言之，一個(gè)軌道里最多只能容納兩個(gè)電子，且電旋方向相反（用“↑↓”表示），這個(gè)原理稱為泡利（Pauli）原理。（4）洪特規(guī)則：當(dāng)電子排布在同一能級(jí)的不同軌道（能量相同）時(shí)，總是優(yōu)先單獨(dú)占據(jù)一個(gè)軌道，而且自旋方向相同，這個(gè)規(guī)則叫洪特（Hund）規(guī)則。比如，p3的軌道式為↑↑↑或↓↓↓，而不是↑↓↑↑↑↓↓↓↑↓↑洪特規(guī)則特例：當(dāng)p、d、f軌道填充的電子數(shù)為全空、半充滿或全充滿時(shí)，原子處于較穩(wěn)定的狀態(tài)。即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14時(shí)，是較穩(wěn)定狀態(tài)。前36號(hào)元素中，全空狀態(tài)的有4Be2s22p0、12Mg3s23p0、20Ca4s23d0；半充滿狀態(tài)的有：7N2s22p3、15P3s23p3、24Cr3d54s1、25Mn3d54s2、33As4s24p3；全充滿狀態(tài)的有10Ne2s22p6、18Ar3s23p6、29Cu3d104s1、30Zn3d104s2、36Kr4s24p6。4.基態(tài)原子核外電子排布的表示方法(1)電子排布式①用數(shù)字在能級(jí)符號(hào)的右上角表明該能級(jí)上排布的電子數(shù)，這就是電子排布式，例如K：1s22s22p63s23p64s1。②為了避免電子排布式書寫過于繁瑣，把內(nèi)層電子達(dá)到稀有氣體元素原子結(jié)構(gòu)的部分以相應(yīng)稀有氣體的元素符號(hào)外加方括號(hào)表示，例如K：[Ar]4s1。(2)電子排布圖(軌道表示式)每個(gè)方框或圓圈代表一個(gè)原子軌道，每個(gè)箭頭代表一個(gè)電子。如基態(tài)硫原子的軌道表示式為二.原子結(jié)構(gòu)與元素周期表1.原子的電子構(gòu)型與周期的關(guān)系(1)每周期第一種元素的最外層電子的排布式為ns1。每周期結(jié)尾元素的最外層電子排布式除He為1s2外，其余為ns2np6。He核外只有2個(gè)電子，只有1個(gè)s軌道，還未出現(xiàn)p軌道，所以第一周期結(jié)尾元素的電子排布跟其他周期不同。(2)一個(gè)能級(jí)組最多所容納的電子數(shù)等于一個(gè)周期所包含的元素種類。但一個(gè)能級(jí)組不一定全部是能量相同的能級(jí)，而是能量相近的能級(jí)。2.元素周期表的分區(qū)(1)根據(jù)核外電子排布①分區(qū)②各區(qū)元素化學(xué)性質(zhì)及原子最外層電子排布特點(diǎn)③若已知元素的外圍電子排布，可直接判斷該元素在周期表中的位置。如：某元素的外圍電子排布為4s24p4，由此可知，該元素位于p區(qū)，為第四周期ⅥA族元素。即最大能層為其周期數(shù)，最外層電子數(shù)為其族序數(shù)，但應(yīng)注意過渡元素(副族與第Ⅷ族)的最大能層為其周期數(shù)，外圍電子數(shù)應(yīng)為其縱列數(shù)而不是其族序數(shù)(鑭系、錒系除外)。三.元素周期律1.電離能、電負(fù)性（1）電離能是指氣態(tài)原子或離子失去1個(gè)電子時(shí)所需要的最低能量，第一電離能是指電中性基態(tài)原子失去1個(gè)電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量。第一電離能數(shù)值越小，原子越容易失去1個(gè)電子。在同一周期的元素中，堿金屬(或第ⅠA族)第一電離能最小，稀有氣體(或0族)第一電離能最大，從左到右總體呈現(xiàn)增大趨勢(shì)。同主族元素，從上到下，第一電離能逐漸減小。同一原子的第二電離能比第一電離能要大（2）元素的電負(fù)性用來描述不同元素的原子對(duì)鍵合電子吸引力的大小。以氟的電負(fù)性為4.0，鋰的電負(fù)性為1.0作為相對(duì)標(biāo)準(zhǔn),得出了各元素的電負(fù)性。電負(fù)性的大小也可以作為判斷金屬性和非金屬性強(qiáng)弱的尺度，金屬的電負(fù)性一般小于1.8，非金屬的電負(fù)性一般大于1.8，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”的電負(fù)性在1.8左右。它們既有金屬性，又有非金屬性。（3）電負(fù)性的應(yīng)用①判斷元素的金屬性和非金屬性及其強(qiáng)弱②金屬的電負(fù)性一般小于1.8，非金屬的電負(fù)性一般大于1.8，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”(如鍺、銻等)的電負(fù)性則在1.8左右，它們既有金屬性，又有非金屬性。③金屬元素的電負(fù)性越小，金屬元素越活潑；非金屬元素的電負(fù)性越大，非金屬元素越活潑。④同周期自左到右，電負(fù)性逐漸增大，同主族自上而下，電負(fù)性逐漸減小。2.原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)的遞變規(guī)律3.對(duì)角線規(guī)則在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的有些性質(zhì)是相似的，如第二章分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)課標(biāo)要求1.了解共價(jià)鍵的主要類型鍵和鍵，能用鍵長、鍵能和鍵角等說明簡單分子的某些性質(zhì)2.了解雜化軌道理論及常見的雜化軌道類型（sp、sp2、sp3），能用價(jià)層電子對(duì)互斥理論或者雜化軌道理論推測(cè)常見的簡單分子或離子的空間結(jié)構(gòu)。3.了解簡單配合物的成鍵情況。4.了解化學(xué)鍵合分子間作用力的區(qū)別。5.了解氫鍵的存在對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響，能列舉含氫鍵的物質(zhì)。要點(diǎn)精講一.共價(jià)鍵1.共價(jià)鍵的本質(zhì)及特征共價(jià)鍵的本質(zhì)是在原子之間形成共用電子對(duì)，其特征是具有飽和性和方向性。2.共價(jià)鍵的類型①按成鍵原子間共用電子對(duì)的數(shù)目分為單鍵、雙鍵、三鍵。②按共用電子對(duì)是否偏移分為極性鍵、非極性鍵。③按原子軌道的重疊方式分為σ鍵和π鍵，前者的電子云具有軸對(duì)稱性，后者的電子云具有鏡像對(duì)稱性。3.鍵參數(shù)①鍵能：氣態(tài)基態(tài)原子形成1mol化學(xué)鍵釋放的最低能量，鍵能越大，化學(xué)鍵越穩(wěn)定。②鍵長：形成共價(jià)鍵的兩個(gè)原子之間的核間距，鍵長越短，共價(jià)鍵越穩(wěn)定。③鍵角：在原子數(shù)超過2的分子中，兩個(gè)共價(jià)鍵之間的夾角。④鍵參數(shù)對(duì)分子性質(zhì)的影響鍵長越短，鍵能越大，分子越穩(wěn)定．4.等電子原理[來源:學(xué)§科§網(wǎng)]原子總數(shù)相同、價(jià)電子總數(shù)相同的分子具有相似的化學(xué)鍵特征，它們的許多性質(zhì)相近。二.分子的立體構(gòu)型1．分子構(gòu)型與雜化軌道理論雜化軌道的要點(diǎn)當(dāng)原子成鍵時(shí)，原子的價(jià)電子軌道相互混雜，形成與原軌道數(shù)相等且能量相同的雜化軌道。雜化軌道數(shù)不同，軌道間的夾角不同，形成分子的空間形狀不同。2分子構(gòu)型與價(jià)層電子對(duì)互斥模型價(jià)層電子對(duì)互斥模型說明的是價(jià)層電子對(duì)的空間構(gòu)型，而分子的空間構(gòu)型指的是成鍵電子對(duì)空間構(gòu)型，不包括孤對(duì)電子。(1)當(dāng)中心原子無孤對(duì)電子時(shí)，兩者的構(gòu)型一致；(2)當(dāng)中心原子有孤對(duì)電子時(shí)，兩者的構(gòu)型不一致。3.配位化合物（1）配位鍵與極性鍵、非極性鍵的比較（2）配位化合物①定義：金屬離子(或原子)與某些分子或離子(稱為配體)以配位鍵結(jié)合形成的化合物。②組成：如[Ag(NH3)2]OH，中心離子為Ag＋，配體為NH3，配位數(shù)為2。三.分子的性質(zhì)1.分子間作用力的比較2．分子的極性(1)極性分子：正電中心和負(fù)電中心不重合的分子。(2)非極性分子：正電中心和負(fù)電中心重合的分子。3．溶解性(1)“相似相溶”規(guī)律：非極性溶質(zhì)一般能溶于非極性溶劑，極性溶質(zhì)一般能溶于極性溶劑．若存在氫鍵，則溶劑和溶質(zhì)之間的氫鍵作用力越大，溶解性越好。(2)“相似相溶”還適用于分子結(jié)構(gòu)的相似性，如乙醇和水互溶，而戊醇在水中的溶解度明顯減?。?．手性具有完全相同的組成和原子排列的一對(duì)分子，如左手和右手一樣互為鏡像，在三維空間里不能重疊的現(xiàn)象。5．無機(jī)含氧酸分子的酸性無機(jī)含氧酸可寫成(HO)mROn，如果成酸元素R相同，則n值越大，R的正電性越高，使R—O—H中O的電子向R偏移，在水分子的作用下越易電離出H＋，酸性越強(qiáng)，如HClO＜HClO2＜HClO3＜HClO4第三章晶體結(jié)構(gòu)與性質(zhì)一.晶體常識(shí)1.晶體與非晶體比較2.獲得晶體的三條途徑①熔融態(tài)物質(zhì)凝固。②氣態(tài)物質(zhì)冷卻不經(jīng)液態(tài)直接凝固（凝華）。③溶質(zhì)從溶液中析出。3.晶胞晶胞是描述晶體結(jié)構(gòu)的基本單元。晶胞在晶體中的排列呈“無隙并置”。4.晶胞中微粒數(shù)的計(jì)算方法——均攤法如某個(gè)粒子為n個(gè)晶胞所共有，則該粒子有1/n屬于這個(gè)晶胞。中學(xué)中常見的晶胞為立方晶胞立方晶胞中微粒數(shù)的計(jì)算方法如下：注意：在使用“均攤法”計(jì)算晶胞中粒子個(gè)數(shù)時(shí)要注意晶胞的形狀二.四種晶體的比較2．晶體熔、沸點(diǎn)高低的比較方法（1）不同類型晶體的熔、沸點(diǎn)高低一般規(guī)律：原子晶體＞離子晶體＞分子晶體。金屬晶體的熔、沸點(diǎn)差別很大，如鎢、鉑等熔、沸點(diǎn)很高，汞、銫等熔、沸點(diǎn)很低。（2）原子晶體由共價(jià)鍵形成的原子晶體中，原子半徑小的鍵長短，鍵能大，晶體的熔、沸點(diǎn)高．如熔點(diǎn)：金剛石＞碳化硅＞硅（3）離子晶體一般地說，陰陽離子的電荷數(shù)越多，離子半徑越小，則離子間的作用力就越強(qiáng)，相應(yīng)的晶格能大，其晶體的